Định nghĩa Acid – Tính chất chung – dung dịch có độ pH
Mục Lục
Định nghĩa Acid – Tính chất chung – dung dịch có độ pH
Acid (hay còn gọi là axit) là một loại chất hóa học có khả năng tạo ra ion hydrogen (H+) trong dung dịch nước. Các axit thường có mùi chua và có vị chua, như axit citric trong cam, axit acetic trong giấm, và axit hydrochloric trong dạ dày của con người. Điều quan trọng là acid có khả năng tương tác với các chất cơ sở (bases) để tạo ra phản ứng trao đổi proton, được gọi là phản ứng trung hoà acid-base.
Tính chất chung của các acid bao gồm:
- Chua: Các acid thường có vị chua và có thể gây kích ứng khi tiếp xúc với da hoặc mắt.
- Tạo ion hydrogen (H+): Acid có khả năng tạo ra ion hydrogen (H+) trong dung dịch nước.
- Phản ứng trung hoà acid-base: Acid có thể tương tác với các cơ sở để tạo ra nước và muối, trong quá trình này, proton từ acid được chuyển đổi sang cơ sở.
- Dung dịch acid có độ pH dưới 7: Độ pH của dung dịch acid thường dưới 7 trên thang đo độ pH, với độ pH càng thấp thì acid càng mạnh.
Dung dịch có độ pH (potenz Hydrogen) là một thang đo để đo độ axit hoặc cơ bazơ của một dung dịch. Độ pH phân chia dung dịch thành các loại sau:
- Độ pH 0-6: Dung dịch acid, với 0 là độ pH mạnh nhất.
- Độ pH 7: Dung dịch trung tính, chẳng hạn nước tinh khiết.
- Độ pH 8-14: Dung dịch cơ bazơ, với 14 là độ pH mạnh nhất.
Ví dụ, dung dịch axit sulfuric có độ pH thấp hơn 7, trong khi dung dịch nước có độ pH là 7, và dung dịch natri hydroxide (cơ bazơ) có độ pH cao hơn 7.
Acid (bắt nguồn từ tiếng Pháp acide /asid/),[1] thường được phiên âm là acid,[1] là các hợp chất hóa học có thể hòa tan trong nước và có vị chua,thường được biểu diễn dưới dạng công thức tổng quát HxA.
Thông thường, acid[2] là bất kỳ chất nào tạo ra dung dịch có độ pH nhỏ hơn 7 khi nó hòa tan trong nước. Độ pH càng nhỏ thì tính acid càng mạnh. Các chất có đặc tính giống acid được gọi là có tính acid.
Bạn đang đọc: Acid – Wikipedia tiếng Việt
Định nghĩa Acid – Tính chất chung – dung dịch có độ pH
Về mặt khoa học, acid là những phân tử hay ion có năng lực nhường proton ( ion H + ) cho base, hay nhận ( những ) cặp electron không chia từ base .
Tính chất chung[sửa|sửa mã nguồn]
- Vị giác: acid có vị chua khi hòa tan trong nước.
- Xúc giác: acid có cảm giác bỏng rát (với các acid mạnh).
- Độ dẫn điện: acid là các chất điện li nên có khả năng dẫn điện.
- Ví dụ: Mg + 2 HCl ⟶ MgCl 2 + H 2 { \ displaystyle { \ ce { Mg + 2HC l -> MgCl2 + H2 } } }
- Trong trường hợp kim loại tác dụng với H2SO4 đặc sẽ tạo ra muối +SO2 +H2.
- Tác dụng với base (tạo thành muối và nước).
- Ví dụ:
- Ba ( OH ) 2 + H 2 SO 4 ⟶ BaSO 4 ↓ + 2 H 2 O { \ displaystyle { \ ce { Ba ( OH ) 2 + H2SO4 -> BaSO4v + 2H2 O } } }
- Cu ( OH ) 2 + H 2 SO 4 ⟶ CuSO 4 + 2 H 2 O { \ displaystyle { \ ce { Cu ( OH ) 2 + H2SO4 -> CuSO4 + 2H2 O } } }
- Ba ( OH ) 2 + H 2 SO 4 ⟶ BaSO 4 ↓ + 2 H 2 O { \ displaystyle { \ ce { Ba ( OH ) 2 + H2SO4 -> BaSO4v + 2H2 O } } }
- Tác dụng với oxide base (tạo thành muối và nước).
- Ví dụ:
- CuO + 2 HCl ⟶ CuCl 2 + H 2 O { \ displaystyle { \ ce { CuO + 2HC l -> CuCl2 + H2O } } }
- CuO + 2 HCl ⟶ CuCl 2 + H 2 O { \ displaystyle { \ ce { CuO + 2HC l -> CuCl2 + H2O } } }
- Tác dụng với muối (tạo acid mới và muối mới)
- Ví dụ:
- CaCl 2 + H 2 SO 4 ⟶ CaSO 4 ↓ + 2 HCl { \ displaystyle { \ ce { CaCl2 + H2SO4 -> CaSO4v + 2HC l } } }
- CaCl 2 + H 2 SO 4 ⟶ CaSO 4 ↓ + 2 HCl { \ displaystyle { \ ce { CaCl2 + H2SO4 -> CaSO4v + 2HC l } } }
Trong nước phản ứng sau diễn ra giữa acid ( HA ) và nước, là chất đóng vai trò của 1 base :
- HA + H 2 O ↽ − − ⇀ A − + H 3 O + { \ displaystyle { \ ce { HA + H2O < => A – + H3O + } } }
Hằng số acid ( hay hằng số phân li của acid ) là hằng số cân đối cho phản ứng của AH với nước :
- K a = [ A − ] ⋅ [ H 3 O + ] [ H A ] { \ displaystyle K_ { a } = { [ A ^ { – } ] \ cdot [ { \ mbox { H } } _ { 3 } { \ mbox { O } } ^ { + } ] \ over [ HA ] } }
![K_{a}={[A^{-}]\cdot [{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}] \over [HA]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/90bbd37fc2a8d627472f0b75da1a67a410b0162b)
Các acid mạnh có giá trị Ka lớn ( có nghĩa là cân đối của phản ứng nghiêng về bên phải, có rất nhiều ion H3O + sống sót ; acid gần như điện ly trọn vẹn ). Ví dụ, giá trị của Ka so với acid hydrochloric ( HCl ) là 107 .Các acid yếu có giá trị Ka nhỏ ( có nghĩa là ở mức cân đối thì có 1 lượng đáng kể của AH và A – sống sót cùng nhau trong dung dịch ; những ion H3O + sống sót ở mức vừa phải ; acid chỉ điện ly một phần ). Ví dụ, giá trị của Ka cho acid acetic là 1,8 x 10 − 5 .Các acid mạnh gồm có những acid của những halogen như HCl, HBr, và HI. ( Tuy nhiên, acid hydrofluoric ( HF ) lại tương đối yếu ). Các acid chứa oxy, có khuynh hướng với những nguyên tử TT ở những trạng thái oxy hóa cao, được bao quanh bởi oxy, cũng là những acid mạnh ví dụ điển hình HNO3, H2SO4, HClO4. Phần lớn những acid hữu cơ là acid yếu .Chú ý :
- Thuật ngữ”ion hydro”và”proton”được sử dụng tương đương; cả hai đều chỉ tới H+.
- Trong các phản ứng hóa học H+ thông thường được viết tuy rằng trong nước nó thực sự là H3O+.
- Cường độ acid được đo bằng giá trị Ka của nó. Độ pH đo xem có bao nhiêu ion hydro tồn tại, điều này phụ thuộc vào dạng acid (base) và phụ thuộc vào lượng của nó trong dung dịch.
- Cường độ acid được định nghĩa bằng pKa= – log(Ka).
Phản ứng trung hòa[sửa|sửa mã nguồn]
Phản ứng trung hòa là phản ứng hóa học giữa acid và base. Sản phẩm tạo thành là muối và nước. Vì thế nó còn được gọi là phản ứng tạo nước. Ví dụ:
- NaOH + HCl ⟶ NaCl + H 2 O { \ displaystyle { \ ce { NaOH + HCl -> NaCl + H2O } } }
Dạng phản ứng này tạo thành nền tảng của những chiêu thức thử chuẩn độ để nghiên cứu và phân tích acid, trong đó những chất chỉ thị độ pH chỉ ra điểm trung hòa .
Bậc điện li acid[sửa|sửa mã nguồn]
Một số phân tử acid có thể cung cấp nhiều hơn 1 ion H+ (proton). Các acid mà chỉ có thể cho 1 ion H+ trên 1 phân tử được gọi là acid monoproton, các phân tử acid nào mà có thể cung cấp 2 ion H+ là acid diproton, các phân tử acid nào có thể cho 3 ion H+ là acid triproton,… 1 acid monoproton chỉ có 1 nấc điện li (đôi khi gọi là ion hóa) như sau và đơn giản chỉ có 1 hằng số điện li:
- HA + H 2 O ↽ − − ⇀ A − + H 3 O + { \ displaystyle { \ ce { HA + H2O < => A – + H3O + } } }
1 acid diproton ( được ký hiệu tượng trưng là H2A ) hoàn toàn có thể có 1 hoặc 2 nấc điện li phụ thuộc vào vào những điều kiện kèm theo thiên nhiên và môi trường ( tức pH ). Mỗi nấc điện li có hằng số điện li riêng, là Ka1 và Ka2 .
- H 2 A + H 2 O ↽ − − ⇀ HA − + H 3 O + { \ displaystyle { \ ce { H2A + H2O < => HA – + H3O + } } }
a1
- HA − + H 2 O ↽ − − ⇀ A 2 − + H 3 O + { \ displaystyle { \ ce { HA – + H2O < => A ^ 2 – + H3O + } } }
a2
Thông thường hằng số điện li thứ nhất lớn hơn so với hằng số điện li thứ 2 ; hay Ka1 > Ka2. Ví dụ, acid sulfuric ( H2SO4 ) hoàn toàn có thể cho 1 ion H + để tạo ra một anion bisulfat ( HSO4 – ), với thông số Ka1 là rất lớn ; sau đó nó hoàn toàn có thể cho tiếp ion H + thứ 2 để tạo ra anion sulfat ( SO4 − 2 ) trong đó Ka2 là có giá trị trung bình. Giá trị lớn của Ka1 cho nấc điện li thứ nhất làm cho acid sulfuric là 1 acid mạnh. Tương tự, acid yếu và không không thay đổi như acid carbonic ( H2CO3 ) hoàn toàn có thể mất 1 ion H + để tạo ra anion bicarbonat ( HCO3 – ) và mất tiếp ion H + thứ hai để tạo ra anion carbonat ( CO32 – ). Cả hai giá trị Ka đều nhỏ, nhưng Ka1 > Ka2 .Tương tự, 1 acid triproton ( H3A ) hoàn toàn có thể có 1, 2, 3 nấc điện li và có ba hằng số điện li, trong đó Ka1 > Ka2 > Ka3 .
- H 3 A + H 2 O ↽ − − ⇀ H 2 A − + H 3 O + { \ displaystyle { \ ce { H3A + H2O < => H2A – + H3O + } } }
a1
- H 2 A − + H 2 O ↽ − − ⇀ HA 2 − + H 3 O + { \ displaystyle { \ ce { H2A – + H2O < => HA ^ 2 – + H3O + } } }
a2
- HA 2 − + H 2 O ↽ − − ⇀ A 3 − + H 3 O + { \ displaystyle { \ ce { HA ^ 2 – + H2O < => A ^ 3 – + H3O + } } }
a3
1 ví dụ của acid triproton vô cơ là acid orthophosphoric ( H3PO4 ), thường thì gọi là acid phosphoric. 3 nguyên tử H của nó hoàn toàn có thể sau đó nhau mất đi như thể ion H + ( hay H3O + trong nước ) để sinh ra H2PO4 -, sau đó là HPO42 −, và sau cuối là PO43 −, ion orthophosphat mang điện tích – 3, thường thì gọi là phosphat. Ví dụ của acid triproton hữu cơ là acid citric, nó cũng hoàn toàn có thể tiếp nối nhau mất 3 ion H + để ở đầu cuối tạo ra ion citrat mang điện tích – 3. Mặc dù vị trí của cả ba nguyên tử H trong phân tử gốc hoàn toàn có thể là tương tự, nhưng những giá trị Ka tiếp nối nhau sẽ giảm dần do về mặt nguồn năng lượng, nó càng khó mất ion H + hơn nếu ion mang điện tích âm cao dần lên và thường giảm khoảng chừng 1000 lần qua mỗi bậc .
Các định nghĩa khác[sửa|sửa mã nguồn]
Các định nghĩa hiện đại liên quan đến những phản ứng hóa học cơ bản thông dụng cho tổng thể những acid .Hầu hết những acid gặp phải trong đời sống hàng ngày là dung dịch nước, hoặc hoàn toàn có thể hòa tan trong nước, vì thế định nghĩa Arrhenius và Brønsted-Lowry là tương thích nhất .Định nghĩa Brønsted-Lowry là định nghĩa được sử dụng thoáng rộng nhất, những phản ứng acid-base được cho là tương quan đến việc chuyển proton ( H + ) từ acid sang base .Các ion hydronium là acid theo cả ba định nghĩa. Mặc dù rượu và amin hoàn toàn có thể là acid Brønsted-Lowry, chúng cũng hoàn toàn có thể hoạt động giải trí như những base Lewis do những cặp electron đơn độc trên những nguyên tử oxy và nitơ của chúng .
Nhà hóa học người Thụy Điển Svante Arrhenius quy các tính chất của acid cho các ion hydro (H+) hoặc proton vào năm 1884. Acid Arrhenius là 1 chất mà khi thêm vào nước sẽ làm tăng nồng độ của các ion H + trong nước.[3][4] Lưu ý rằng các nhà hóa học thường viết H+ (aq) và đề cập đến ion hydro khi mô tả các phản ứng acid-base nhưng hạt nhân hydro tự do và 1 proton, không tồn tại một mình trong nước, nó tồn tại dưới dạng ion hydronium, H3O+. Do đó, acid Arrhenius cũng có thể được mô tả như 1 chất làm tăng nồng độ của các ion hydronium khi thêm vào nước. Ví dụ bao gồm các chất phân tử như HCl và acid acetic.
Mặt khác, base Arrhenius là 1 chất làm tăng nồng độ của những ion hydroxide ( OH – ) khi hòa tan trong nước. Điều này làm giảm nồng độ hydronium vì những ion phản ứng tạo thành những phân tử H2O :
H
3
O
(
aq
)
+
+
OH
(
aq
)
−
↽
−
−
⇀
H
2
O
(
l
)
+
H
2
O
(
l
)
{\displaystyle {\ce {{H3O_{(aq)}+}+{OH_{(aq)}^{-}}<=>{H2O_{(l)}}+H2O_{(l)}}}}
Do trạng thái cân bằng này, bất kỳ sự gia tăng nồng độ hydronium đều đi kèm với việc giảm nồng độ hydroxide. Do đó, acid Arrhenius cũng có thể được coi là 1 chất làm giảm nồng độ hydroxide, trong khi base Arrhenius làm tăng nó.
Trong dung dịch acid, nồng độ của những ion hydronium lớn hơn 10 − 7 mol / lít. Do pH được định nghĩa là logarit âm của nồng độ những ion hydronium, do đó những dung dịch acid có độ pH nhỏ hơn 7 .
Mặc dù lý thuyết Arrhenius rất hữu ích để mô tả nhiều phản ứng, nhưng nó cũng khá hạn chế trong phạm vi của nó. Năm 1923, các nhà hóa học, Julian Nicolaus Brønsted và Thomas Martin Lowry đã công nhận độc lập rằng các phản ứng acid-base liên quan đến việc chuyển 1 proton. Acid Brønsted-Lowry (hay đơn giản là acid Brønsted) tặng 1 proton cho base Brønsted-Lowry [5]. Lý thuyết acid-base Brønsted-Lowry có một số lợi thế so với lý thuyết Arrhenius. Hãy xem xét các phản ứng sau đây của acid acetic (CH3COOH), acid hữu cơ mang đến cho giấm hương vị đặc trưng của nó:
CH
3
COOH
+
H
2
O
↽
−
−
⇀
CH
3
COO
−
+
H
3
O
+
{\displaystyle {\ce {CH3COOH +H2O <=>CH3COO- +H3O+}}}
CH
3
COOH
+
NH
3
↽
−
−
⇀
CH
3
COO
−
+
NH
4
+
{\displaystyle {\ce {CH3COOH +NH3 <=>CH3COO- +NH+4}}}
Cả hai triết lý đều thuận tiện miêu tả phản ứng tiên phong : CH3COOH hoạt động giải trí như acid Arrhenius vì nó hoạt động giải trí như 1 nguồn H3O + khi hòa tan trong nước và nó hoạt động giải trí như 1 acid Brønsted bằng cách cho proton vào nước. Trong ví dụ thứ 2 CH3COOH trải qua quy trình biến hóa tựa như, trong trường hợp này Tặng Kèm 1 proton cho amonia ( NH3 ), nhưng không tương quan đến định nghĩa Arrhenius của 1 acid vì phản ứng không tạo ra hydronium. Tuy nhiên, CH3COOH vừa là Arrhenius vừa là acid Brønsted-Lowry .Lý thuyết Brønsted-Lowry hoàn toàn có thể được sử dụng để miêu tả những phản ứng của những hợp chất phân tử trong dung dịch không màu hoặc pha khí. Hydro chloride ( HCl ) và amonia tích hợp trong 1 số ít điều kiện kèm theo khác nhau để tạo thành amoni chloride ( NH4Cl ). Trong dung dịch nước HCl hoạt động giải trí như acid hydrochloric và sống sót dưới dạng ion hydronium và chloride. Các phản ứng sau đây minh họa những hạn chế trong định nghĩa của Arrhenius :
- H 3 O ( aq ) + + Cl ( aq ) − + NH 3 ⟶ Cl ( aq ) − + NH 4 ( aq ) + + H 2 O { \ displaystyle { \ ce { { H3O + _ { ( aq ) } } + { Cl_ { ( aq ) } ^ { – } } + NH3 -> { Cl_ { ( aq ) } ^ { – } } + { NH4 + _ { ( aq ) } } + H2O } } }
- HCl ( benzene ) + NH 3 ( benzene ) ⟶ NH 4 Cl ( 5 ) { \ displaystyle { \ ce { { HCl_ { ( benzene ) } } + { NH3_ { ( benzene ) } } -> { NH4Cl_ { ( 5 ) } } } } }
- HCl ( g ) + NH 3 ( g ) ⟶ NH 4 Cl ( s ) { \ displaystyle { \ ce { { HCl_ { ( g ) } } + { NH3_ { ( g ) } } -> { NH4Cl_ { ( s ) } } } } }
Như với những phản ứng acid acetic, cả hai định nghĩa đều hoạt động giải trí trong ví dụ tiên phong, trong đó nước là dung môi và ion hydronium được tạo thành bởi chất tan HCl. 2 phản ứng tiếp theo không tương quan đến sự hình thành những ion nhưng vẫn là phản ứng chuyển proton. Trong phản ứng thứ 2 hydro chloride và amonia ( hòa tan trong benzen ) phản ứng tạo thành amoni chloride rắn trong dung môi benzen và trong khí HCl và NH3 dạng khí thứ 3 phối hợp với nhau tạo thành chất rắn .
1 khái niệm thứ 3, chỉ liên quan đến lề được đề xuất vào năm 1923 bởi Gilbert N. Lewis, bao gồm các phản ứng với các đặc tính acid-base không liên quan đến việc chuyển proton. Acid Lewis là 1 acid chấp nhận 1 cặp electron từ các chất khác; nói cách khác, nó là 1 acid chấp nhận cặp electron [6].Phản ứng acid-base Brønsted là phản ứng chuyển proton trong khi phản ứng acid-base Lewis là chuyển cặp electron. Nhiều acid Lewis không phải là acid Brønsted-Lowry. Tương phản như thế nào các phản ứng sau được mô tả về mặt hóa học acid-base:
Trong phản ứng tiên phong, 1 ion fluoride, F -, từ bỏ 1 cặp electron thành boron trifluoride để tạo thành loại sản phẩm tetrafluoroborate. Fluoride ” mất ” 1 cặp electron hóa trị vì những electron được san sẻ trong link B lợi F nằm ở vùng khoảng trống giữa 2 hạt nhân nguyên tử và do đó ở xa hạt nhân fluoride hơn so với ion fluoride đơn độc. BF3 là acid Lewis vì nó gật đầu cặp electron từ fluoride. Phản ứng này không hề được diễn đạt theo triết lý Brønsted vì không có sự chuyển proton. Phản ứng thứ 2 hoàn toàn có thể được miêu tả bằng cách sử dụng 1 trong 2 kim chỉ nan. 1 proton được chuyển từ acid Brønsted không xác lập sang amonia, 1 base Brønsted ; cách khác, amonia hoạt động giải trí như base Lewis và chuyển 1 cặp electron đơn độc để tạo link với ion hydro. Chất thu được cặp electron là acid Lewis ; ví dụ, nguyên tử oxy trong H3O + thu được 1 cặp electron khi 1 t trong những link H-O bị phá vỡ và những electron được san sẻ trong link trở thành cục bộ trên oxy. Tùy thuộc vào ngữ cảnh, acid Lewis cũng hoàn toàn có thể được miêu tả là chất oxy hóa hoặc chất điện li. Các acid Brønsted hữu cơ, như acid acetic, citric hoặc acid oxalic, chứ không phải là acid Lewis. [ 7 ] Chúng phân ly trong nước để tạo ra acid Lewis, H +, nhưng đồng thời cũng tạo ra 1 lượng tương tự với base Lewis ( tương ứng acetate, citrate hoặc oxalate cho những acid được đề cập ) .
Chỉ số acid[sửa|sửa mã nguồn]
Chỉ số này được sử dụng để định lượng số lượng acid sống sót, ví dụ điển hình như trong dầu điêzen sinh học. Nó là lượng base, màn biểu diễn theo lượng miligam kali hydroxide ( KOH ), cần phải có để trung hòa những thành phần acid trong 1 g mẫu thử .
- AN = (Veq – beq) × N × 56,1 / Wđầu
Veq là lượng chất thử chuẩn ( ml ) được tiêu thụ bởi 1 mẫu dầu mỏ và 1 ml ( spiking solution ? ? ) ở điểm tương tự, và beq là lượng chất thử chuẩn ( ml ) được tiêu thụ bởi 1 ml ( spiking solution ? ? ) ở điểm tương tự .Nồng độ phân tử gam của chất thử chuẩn ( N ) được tính như sau :N = 1000 × WKHP / ( 204,23 × Veq ) .Trong đó, WKHP là lượng ( g ) của KHP trong 50 ml dung dịch KHP tiêu chuẩn, và Veq là lượng của chất thử chuẩn ( ml ) được tiêu thụ bởi 50 ml dung dịch KHP tiêu chuẩn ở điểm tương tự .Chỉ số acid ( mg KOH / g dầu ) cho dầu điêzen sinh học được yêu thích phải thấp hơn 3 .
Ứng dụng của acid[sửa|sửa mã nguồn]
Có rất nhiều ứng dụng cho acid. Acid thường được sử dụng để vô hiệu sự gỉ sắt và sự ăn mòn khác từ sắt kẽm kim loại trong quy trình được gọi là tẩy. Chúng hoàn toàn có thể được sử dụng như 1 chất điện phân trong pin, ví dụ điển hình như acid sulfuric trong pin xe hơi. Acid mạnh, đặc biệt quan trọng là acid sulfuric, được sử dụng thoáng rộng trong chế biến tài nguyên. Ví dụ, khoáng chất phosphat phản ứng với acid sulfuric để tạo ra acid phosphoric để sản xuất phân bón phosphat, và kẽm được tạo ra bằng cách hòa tan kẽm oxide thành acid sulfuric, làm sạch dung dịch và electrowinning. Trong ngành công nghiệp hóa học, acid phản ứng trong phản ứng trung hòa để tạo ra muối. Ví dụ, acid nitric phản ứng với amonia để tạo ra amoni nitrat, 1 phân bón. Ngoài ra, những acid carboxylic hoàn toàn có thể được este hóa với rượu cồn, để tạo ra este. Acid được sử dụng làm chất phụ gia cho đồ uống và thực phẩm, vì chúng làm biến hóa khẩu vị và ship hàng như chất dữ gìn và bảo vệ. Acid phosphoric, ví dụ, là 1 thành phần của đồ uống cola. Acid acetic được sử dụng trong đời sống hàng ngày như dấm. Acid carbonic là một phần quan trọng của 1 số ít loại nước uống cola và soda. Acid citric được sử dụng làm chất dữ gìn và bảo vệ trong nước sốt và dưa chua. Acid tartaric là 1 thành phần quan trọng của 1 số ít thực phẩm thông dụng như xoài chưa chín và me. Trái cây và rau quả tự nhiên cũng chứa acid. Acid citric có trong cam, chanh và những loại quả có múi khác. Acid oxalic có trong cà chua, rau bina, và đặc biệt quan trọng là carambola và đại hoàng ; lá rhubarb và carambolas chưa chín là độc tính vì nồng độ cao của acid oxalic .Acid ascorbic ( Vitamin C ) là 1 vitamin thiết yếu cho khung hình con người và có trong những loại thực phẩm như amla ( quả mâm xôi Ấn Độ ), chanh, quả cam, quýt và ổi .Một số acid được sử dụng làm thuốc. Acid acetylsalicylic ( Aspirin ) được sử dụng như thuốc giảm đau và làm giảm cơn sốt .Acid đóng vai trò quan trọng trong khung hình con người. Acid hydrochloric có trong dạ dày giúp tiêu hóa bằng cách phá vỡ những phân tử thức ăn lớn và phức tạp. amino acid được nhu yếu để tổng hợp những protein thiết yếu cho sự tăng trưởng và thay thế sửa chữa những mô khung hình. Acid béo cũng cần cho sự tăng trưởng và sửa chữa thay thế những mô của khung hình. Các acid nucleic rất quan trọng cho việc sản xuất DNA và RNA và chuyển những đặc tính sang con lai qua gen. Acid carbonic rất quan trọng để duy trì độ cân đối pH trong khung hình .
Tên gọi của acid[sửa|sửa mã nguồn]
- Các acid [8] được đặt tên phù hợp với anion của chúng. Phần cuối của ion bị bỏ đi và thay thế với các hậu tố mới theo bảng dưới đây.
| Phần cuối anion | Hậu tố acid |
|---|---|
| at | acid+ ic |
| it | acid + ơ |
| ide | acid + hydro…ic |
Ví dụ :
a) Acid không có oxy[9]
Tên acid: acid + hydro + tên phi kim + ic.
VD : HCl : Acid hydrochloric ; H2S : acid hydrosulfuricGốc acid tương ứng là : – Cl : chloride ; = S : sulfide .
b) Acid có oxy[9]
-Acid có nhiều nguyên tử oxy:
Tên acid: acid + tên của phi kim + ic.
Vd : HNO3 : acid nitric ; H2SO4 : Acid sulfuric ; H3PO4 : Acid phosphoric- NO3 : nitrat ; = SO4 : sulfat ; = PO4 : phosphat .
-Acid có ít nguyên tử oxy:[10]
Tên acid: acid + tên phi kim + ơ.
Vd: H2SO3: Acid sulfurơ
Xem thêm: Add trên facebook là gì?
= SO3 : sulfit .
Các acid nổi bật[sửa|sửa mã nguồn]
Acid được phân thành hai loại lớn có cấu trúc phân tử rất khác nhau : acid hữu cơ và acid vô cơ .
Acid vô cơ mạnh[sửa|sửa mã nguồn]
Acid vô cơ yếu hay trung bình[sửa|sửa mã nguồn]
Acid hữu cơ[sửa|sửa mã nguồn]
Acid trong chế biến thực phẩm[sửa|sửa mã nguồn]
Source: https://dvn.com.vn
Category: Hỏi Đáp
